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电离平衡和难溶电解质

电离平衡和难溶电解质. 北京四中 贺新. 弱电解质的电离. 弱电解质的电离. 1. 电解质和非电解质. 电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物。 非电解质： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。. 弱电解质的电离. 1. 电解质和非电解质. 说明： 电解质的定义中的“或”是指“水溶液中”、“熔化状态”两种情况中只要符合其中一种就可以；非电解质的定义中的“和”指“水溶液中”、“熔化状态”两种情况要同时满足，一定要分清楚。. [ 思考问题 ]. 下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ ）

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电离平衡和难溶电解质

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  1. 电离平衡和难溶电解质 北京四中 贺新

  2. 弱电解质的电离

  3. 弱电解质的电离 1. 电解质和非电解质 电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物。 非电解质： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

  4. 弱电解质的电离 1. 电解质和非电解质 说明： 电解质的定义中的“或”是指“水溶液中”、“熔化状态”两种情况中只要符合其中一种就可以；非电解质的定义中的“和”指“水溶液中”、“熔化状态”两种情况要同时满足，一定要分清楚。

  5. [思考问题] 下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ ） A. HClO B. Cl2 C. NH4NO3 D.SO2

  6. [思考问题] 下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（ D） A. HClO B. Cl2 C. NH4NO3 D.SO2

  7. 弱电解质的电离 2. 强电解质和弱电解质 （1）定义 强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质。 弱电解质：在水溶液中只能部分电离的电解质。

  8. 弱电解质的电离 2. 强电解质和弱电解质 （2）比较 弱电解质 强电解质 离子化合物及某些具有 强极性键的共价化合物 某些具有弱极性键的 共价化合物 化合物类型 电离程度 只有部分电离 全部（几乎全部）电离 电离过程 不可逆，无电离平衡 可逆，存在电离平衡

  9. 弱电解质的电离 2. 强电解质和弱电解质 （2）比较 弱电解质 强电解质 阴、阳离子， 电解质、溶剂分子 溶液中的粒子 阴、阳离子，溶剂分子 表示方法 用可逆号“”表示 用等号“”表示 弱酸：HF、HClO、H2CO3 弱碱：NH3•H2O 个别盐：HgCl2 水：H2O 强酸：HCl、HNO3 强碱：NaOH、KOH 盐：NaCl、KNO3 代表物实例

  10. 弱电解质的电离 2. 强电解质和弱电解质 （2）比较 弱电解质 强电解质 可逆，如： HF H++F– HCl = H+ + Cl– NaOH= Na+ + OH– 电离方程式 分步电离，如： H2S H++HS– HS– H++S2– KCl = K+ + Cl–

  11. [思考问题] 下列可以证明甲酸是弱电解质的是（ ） A. 1 mol/L甲酸溶液中c(H+)约为1×10-2 mol/L B. 甲酸能与水以任意比互溶 C. 10 mL 1 mol/L甲酸溶液恰好与10 mL 1 mol/L NaOH溶液完全反应 D. 甲酸溶液的导电性比强酸溶液弱

  12. [思考问题] 下列可以证明甲酸是弱电解质的是（ A） A. 1 mol/L甲酸溶液中c(H+)约为1×10-2 mol/L B. 甲酸能与水以任意比互溶 C. 10 mL 1 mol/L甲酸溶液恰好与10 mL 1 mol/L NaOH溶液完全反应 D. 甲酸溶液的导电性比强酸溶液弱

  13. 弱电解质的电离 2. 强电解质和弱电解质 （3）说明： ①电解质的强弱是由物质的内部结构决定的；强弱电解质的主要区别在于在水溶液中能否完全电离。 ②电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然的联系。溶液的导电能力关键是由单位体积内自由移动离子的数目的多少决定，即离子浓度。即强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强。

  14. 弱电解质的电离 2. 强电解质和弱电解质 （3）说明： ③电解质的强弱与化学键没有必然的联系。一般地，强电解质含有离子键或强极性键，但是含有强极性键的化合物不一定是强电解质，如HF就是若电解质。 ④电解质的强弱与其溶解性无关。某些难溶物，如：AgCl、BaSO4等，尽管溶解度很小，但其溶于水的那部分却是完全电离的；有些盐，如PbAc2，尽管能溶于水，但只有部分电离。

  15. 弱电解质的电离 2. 强电解质和弱电解质 （3）说明： ⑤大多数盐类都属于强电解质，少数盐，如：HgCl2、CdI2等，电离程度很小，属于弱电解质

  16. [思考问题] 把0.05 mol NaOH固体分别放入到100 mL下列溶液中， 溶液导电能力变化不大的是（ ） A. 自来水 B. 0.5 mol/L醋酸 C. 0.5mol/L盐酸 D. 0.5 mol/LKCl溶液

  17. [思考问题] 把0.05 mol NaOH固体分别放入到100 mL下列溶液中， 溶液导电能力变化不大的是（ C ） A. 自来水 B. 0.5 mol/L醋酸 C. 0.5mol/L盐酸 D. 0.5 mol/LKCl溶液

  18. 弱电解质的电离 3. 弱电解质的电离过程 弱电解质溶于水，部分电离出的离子在溶液中相互碰撞又会相互结合成分子，因此弱电解质的电离过程是可逆的。其过程如下图所示： 弱电解质电离过程中正、逆反应速率随时间的变化

  19. 弱电解质的电离 3. 弱电解质的电离过程 （1）电离平衡： ① 定义：在一定条件下，弱电解质在溶液中电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中分子和离子的浓度保持不变的状态。 ② 对象：弱电解质

  20. 弱电解质的电离 3. 弱电解质的电离过程 （1）电离平衡： ③ 特征：具有“动、等、定、变”的特点 “动”：动态平衡 “等”：v (电离) = v (分子化) “定”：条件一定，分子和离子的浓度一定 “变”：条件改变，平衡移动，符合勒夏特列原理。

  21. 弱电解质的电离 3. 弱电解质的电离过程 （2）弱电解质电离平衡的移动：HA H+ + A– ①温度：电离是吸热过程，升高温度，电离程度越大。 ②浓度：浓度越小，电离程度越大。 ③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解 质时，抑制电离，电离程度减小。 ④化学反应：加入与弱电解质电离出的离子反应的物 质时，使电离平衡向右移动。

  22. [思考问题] 足量的镁与一定量的盐酸反应，为了减慢反应速率， 但又不影响H2的总量，可向盐酸中加入下列物质中 的（ ） A. MgO B. H2O C. K2CO3 D.CH3COONa

  23. [思考问题] 足量的镁与一定量的盐酸反应，为了减慢反应速率， 但又不影响H2的总量，可向盐酸中加入下列物质中 的（ BD ） A. MgO B. H2O C. K2CO3 D.CH3COONa

  24. [思考问题] 在CH3COOH CH3COO–+H+的电离平衡中，要使 电离平衡向右移动，且H+浓度增大，应采用的措施是 （ ） A. 加入NaOH B. 加入盐酸 C. 加水D.升高温度

  25. [思考问题] 在CH3COOH CH3COO–+H+的电离平衡中，要使 电离平衡向右移动，且H+浓度增大，应采用的措施是 （ D ） A. 加入NaOH B. 加入盐酸 C. 加水D.升高温度

  26. 弱电解质的电离 4. 电离平衡常数 （1）定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数常称为电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。 （酸用Ka表示，碱用Kb表示）

  27. c(A+ )•c(B–) K = c(AB) 弱电解质的电离 4. 电离平衡常数 （2）表示方法：AB A+ + B– 注意：弱电解质电离常数表达式中的c(A+ )、c(B–) 和c(AB) 均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值，并不是直接指溶质的物质的量浓度。并且，在一定温度时，电离常数就是一个定值。

  28. CH3COOH CH3COO–+H+ 弱电解质的电离 4. 电离平衡常数 （2）表示方法：AB A+ + B– ① 一元弱酸、一元弱碱的电离常数。 例如： c(H+ )•c(CH3COO–) Ka = c(CH3COOH)

  29. H3PO4 H+ + H2PO4– H2PO4– H+ + HPO42– HPO42– H+ + PO43– c(H+ )•c(H2PO4–) c(H+ )•c(HPO42–) c(H+ )•c(PO43–) K1 = K2 = K3 = c(H3PO4) c(H2PO4–) c(HPO42–) 弱电解质的电离 4. 电离平衡常数 （2）表示方法：AB A+ + B– ②多元弱酸、多元弱碱的电离常数。 多元弱酸的电离是分步进行的，每步各有电离常数，通常用K1、K2、K3来表示。

  30. 弱电解质的电离 4. 电离平衡常数 （2）表示方法：AB A+ + B– ②多元弱酸、多元弱碱的电离常数。 多元弱酸各步电离常数大小的比较为K1 »K2 » K3 因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离所决定的。 多元弱碱的电离和多元弱酸的电离情况相似， 但多元弱碱的电离可写成一步。 如：Fe(OH)3 Fe3+ + OH–

  31. [思考问题] 25℃时，在0.5 L 0.2 mol/L的HA溶液中，有0.01 mol 的HA电离成离子。求该温度下的电离常数。

  32. [思考问题] 25℃时，在0.5 L 0.2 mol/L的HA溶液中，有0.01 mol 的HA电离成离子。求该温度下的电离常数。 2.22×10-3

  33. [思考问题] 在H2S溶液中，存在如下动态平衡： H2S H++HS– HS– H++S2– H2O H+ + OH– 在物质的量浓度为0.1 mol/L H2S溶液中，各离子浓度 关系正确的是（ ） A. c(H+) = c (HS–) + 2c(S2–) + c (OH–) B. 2c(H+) = 2c (HS–) + c(S2–) + 2c (OH–) C. c(H+) = c (HS–) + 2c(S2–) D. c(H+) = 2c(S2–) + c (OH–)

  34. [思考问题] 在H2S溶液中，存在如下动态平衡： H2S H++HS– HS– H++S2– H2O H+ + OH– 在物质的量浓度为0.1 mol/L H2S溶液中，各离子浓度 关系正确的是（ A ） A. c(H+) = c (HS–) + 2c(S2–) + c (OH–) B. 2c(H+) = 2c (HS–) + c(S2–) + 2c (OH–) C. c(H+) = c (HS–) + 2c(S2–) D. c(H+) = 2c(S2–) + c (OH–)

  35. 弱电解质的电离 4. 电离平衡常数 （3）电离平衡常数的意义及影响因素： ①意义：K值越大，离子浓度也越大，即表示该电离的程度越大，所对应的弱酸（或弱碱）较强。可以从Ka、Kb的大小来判断弱酸或弱碱的相对强弱。 ②电离常数和化学平衡常数一样，在一定的温度下，它与浓度无关。一定浓度的同一弱电解质溶液在不同温度下，它的K值随温度的变化而变化（电离过程吸热），但变化幅度不大。

  36. 难溶电解质的溶解平衡

  37. 探究实验 实验现象：产生大量的白色沉淀 现象解释：根据溶液中的离子组成，析出的只能是NaCl晶体。由于浓盐酸的加入，使氯离子浓度明显增大，使溶液中的钠离子和氯离子结晶速率加快，因此析出氯化钠晶体。 实验结论：溶解和结晶的平衡受外界因素的影响，如果改变外界条件会使溶解和结晶平衡破坏。上述现象和溶液中有难溶电解质生成的离子反应有极大的相似性。

  38. 探究实验 实验现象：立即产生大量的白色沉淀 现象解释：Ag+和Cl–存在强烈的相互作用，生成了溶解度很小的AgCl沉淀。 Ag+ + Cl– = AgCl↓ 实验结论： 发生离子反应，只要具备下列条件之一即可发生： 生成挥发性物质、难电离物、难溶物或相对更难溶的物质。

  39. Ag+和Cl–反应真的能进行到底吗？ 问题探讨 尽管AgCl的溶解度很小，并非绝对不溶， 生成的AgCl沉淀会有少量溶解。从固体 溶解平衡的角度不难理解AgCl在溶液中 存在下述两个过程： 在AgCl的溶液中，一方面，在水分子的 作用下，少量Ag+和Cl–脱离AgCl的表面 溶入水中；另一方面，溶液中的Ag+和Cl– 受AgCl表面正负离子的吸引，回到AgCl 表面析出沉淀。在一定温度下，当沉淀溶 解和生成的速率相等时，得到AgCl的饱 和溶液，即建立下列动态平衡： 溶解 AgCl(s) Ag+(aq) + Cl–(aq) 沉淀

  40. 沉淀溶解平衡 1. 定义： 在一定条件下，当难溶电解质溶解与和生成速率相等时，得到难溶电解质的饱和溶液，即达到溶解平衡。 2. 特征： “动” ：动态平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不为零 “等” ：v(溶解) = v(沉淀) “定” ：达到平衡时，溶液中离子的浓度保持不变 “变” ：当外界条件发生改变，溶解平衡将发生移动， 达到新的平衡。

  41. 沉淀溶解平衡 3. 生成难溶电解质的离子反应的限度： 不同电解质在水中的溶解度差别较大，难溶电解质和易溶电解质之间并无严格的界限，习惯上把溶解度小于0.01g的电解质称为难溶电解质。对于常量的化学反应来说，0.01g是很小的，因此一般情况下，相当量的离子相互反应生成难溶电解质，可以认为完全反应了。 ①化学上认为残留在溶液中的离子浓度<1×10–5mol/L时，沉淀就达到完全。 ②难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会为零。

  42. 沉淀反应的应用 1. 沉淀的生成：在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研及废水的处理等领域，常用生成沉淀的方法来达到分离或除去某些离子的目的。 2. 沉淀的方法通常有： （1）调节pH法： 如：NH4Cl中含有FeCl3，使其溶于水，再加氨水调节 pH到7~8，使Fe3＋生成Fe(OH)3沉淀而除去。 Fe3++3NH3·H2O = Fe(OH)3↓+3NH4＋

  43. 沉淀反应的应用 1. 沉淀的生成：在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研及废水的处理等领域，常用生成沉淀的方法来达到分离或除去某些离子的目的。 2. 沉淀的方法通常有： （2）加入沉淀剂法： 常用沉淀剂还有Na2S、H2S等，与某些金属离子生 成极难溶的硫化物沉淀。例： Cu2++H2S = CuS↓+2H+ Hg2+ + S2- = HgS↓

  44. 沉淀反应的应用 3. 不同沉淀方法的应用： （1）直接沉淀法：除去指定的溶液中的某种离子或获取该难溶电解质。 （2）分步沉淀法：鉴别溶液中含有哪些离子或分别获得不同难溶电解质。 （3）共沉淀法：除去一组某种性质相似的离子，加入合适的沉淀剂。 （4）氧化还原法：改变某离子的存在形式，促使其转变为溶解度更小的难溶电解质便于分离除去。

  45. 问题思考 1. 如果要除去某溶液中的SO42－，选择加入钙盐还是钡盐？为什么？ 2. 如果要除去某溶液中的Mg2+，应该加入什么离子比较好？为什么？ 3. 以你现有的知识，你认为判断沉淀能否生成可从哪些方面考虑？是否可使要除去的离子全部通过沉淀除去？如何尽可能多地除去？

  46. +H+ +H+ H2CO3 HCO3－ H2O + CO2↑ 沉淀溶解 原理：不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡 向沉淀溶解的方向移动，就达到使沉淀溶解的目的。 例如： （1）酸碱溶解法： CaCO3(s) CO32－(aq) + Ca2+(aq)

  47. 问题思考 向氢氧化铝溶胶中滴加一种溶液，开始时产生沉淀， 继续滴加该溶液，沉淀逐渐消失。这种溶液是（ ） A. BaCl2溶液 B. 盐酸 C. 蒸馏水 D. 烧碱溶液

  48. 问题思考 向氢氧化铝溶胶中滴加一种溶液，开始时产生沉淀， 继续滴加该溶液，沉淀逐渐消失。这种溶液是（ BD） A. BaCl2溶液 B. 盐酸 C. 蒸馏水 D. 烧碱溶液

  49. 沉淀溶解 原理：不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡 向沉淀溶解的方向移动，就达到使沉淀溶解的目的。 例如： （2）生成配合物使沉淀溶解： AgCl(s) Cl–+ Ag+ NH3•H2O [Ag(NH3)2]+

  50. 沉淀溶解 原理：不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡 向沉淀溶解的方向移动，就达到使沉淀溶解的目的。 例如： （3）发生氧化还原使沉淀溶解： 有些金属硫化物（HgS、CuS等），在饱和溶液中硫离子的浓度特别小，不能溶于非氧化性酸，只能溶于氧化性酸，减小硫离子浓度，从而达到沉淀的目的。 如：3CuS+8HNO3= 3Cu(NO3)2+S+2NO↑+4H2O

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